Какие свойства проявляют оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов являются типичными основными оксидами, обладая всеми их свойствами. Им соответствуют сильные основания (щелочи).

Оксиды щелочных металлов высокореакционны, их основные свойства усиливаются от лития к цезию.

• реагируют с водой с образованием хорошо растворимых гидроксидов:
  Na2O+H2O = 2NaOH
• реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:
  K2O+CO2 = K2CO3
• реагируют с кислотами с образованием соли и воды:
  K2O+H2SO4 = K2SO4+H2O

Получение оксидов щелочных металлов:

• оксид лития получают прямой реакцией с кислородом:
  4Li+O2 = 2Li2O
• оксиды остальных щелочных металлов, кроме лития, получают косвенными реакциями:
  Na2O2+2Na = 2Na2O

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

• LiOH – гидроксид лития
• NaOH – г-д натрия (едкий натр или каустическая сода)
• KOH – г-д калия (едкое кали)
• RbOH – г-д рубидия
• CaOH – г-д кальция

Растворимость в воде и сила оснований возрастает в ряду от LiOH к CaOH, что обусловлено увеличением размера атома металла, а, значит, и поляризуемости связи Me-OH.

Физические свойства щелочей:

• не имеют цвета;
• гигроскопичны;
• хорошо растворимы в воде;
• проявляются сильные оснОвные свойства.

Химические свойства щелочей:

• В водных растворах щелочи практически полностью диссоциируют:
  CaOH ↔ Ca++OH-
• Легко взаимодействуют с минеральными кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду:
  NaOH+HCl = NaCl+H2O
• Хорошо поглощают влагу и углекислый газ из воздуха, что нашло применение в осушении газов:
  2NaOH+CO2 = Na2CO3+H2O
• Реагируют с солями (если один из продуктов реакции выпадает в осадок, то реакция идет не до конца):
  2NaOH+CaCl2 = 2NaCl+Ca(OH)2↓
• Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами:
  NaOH+Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
• Водные растворы щелочей взаимодействуют с хлором и бромом:
  2NaOH+Cl2 = NaCl+NaClO+H2O

Получение и применение щелочей

• В промышленности гидроксид лития, натрия, калия получают из водных растворов хлоридов методом электролиза:
  2NaCl → 2NaOH+Cl2↑+H2↑
• Карбонатный метод получения щелочей:
  Na2CO3+Ca(OH)2 = 2NaOH+CaCO3↓
• Взаимодействием металлов или их оксидов с водой:
  K+H2O = 2KOH+H2↑
  Li2O+H2O = 2LiOH

Применение щелочей:

• производство красок, мыла, искусственных волокон, бумаги;
• очистка нефтепродуктов;
• в реакциях химического синтеза;
• для осушки газов и органических жидкостей;
• в текстильной и кожевенной промышленности;
• в качестве электролитов в аккумуляторах.

Соли щелочных металлов

Реагируя с кислотами, щелочные металлы образуют хорошо растворимые в воде соли (за исключением солей лития). Наибольшее практическое применение нашли соли калия и натрия.

Применение солей щелочных металлов:

• NaCl (хлорид натрия, поваренная или каменная соль) есть в каждом доме на столе, о важности этой пищевой приправы говорит хотя бы тот факт, что в войну в первую очередь запасались спичками и солью; применяется в производстве хлора, соляной кислоты, соды, хлорной извести, едкого натра и проч.;
• Na2CO3 (сода, углекислая сода) – карбонат натрия применяется в производстве алюминия, стекла, моющих средств, искусственных волокон, для очистки нефтепродуктов;
• NaHCO3 (питьевая или пищевая сода) гидрокарбонат натрия является настоящим спасением для людей, страдающих изжогой, незаменимый компонент при выпечке хлеба и производстве кондитерских изделий, компонент огнетушителей, широко применяется в производстве безалкогольных напитков и минеральных вод;
• NaSO4 сульфат натрия применяют в производстве стекла, при окраске х/б тканей, для получения серной кислоты, соды, в медицине глауберова соль применяется, как слабительное средство.
• KCl хлорид калия широко применяется в качестве минерального удобрения в сельском хозяйстве.

Оксиды щелочных металлов

Все оксиды щелочных металлов обладают высокой реакционной способностью, проявляя ярко выраженные основные свойства, усиливающиеся в ряду от оксида лития (Li20) к оксиду цезия (Cs20).

При растворении оксидов щелочных металлов в воде образуются хорошо растворимые гидроксиды — растворы щелочей:

В реакциях оксидов щелочных металлов с кислотными оксидами образуются соли:

При взаимодействии этих соединений с кислотами образуются соли и вода:

Оксид лития получают прямым воздействием кислорода на щелочной металл:

Остальные оксиды щелочных металлов получают косвенным путем. Например, оксид натрия получают из соответствующего пероксида или гидроксида:

Гидроксиды щелочных металлов

Щелочные металлы образуют следующие гидроксиды: LiOH — гидроксид лития, NaOH — гидроксид натрия, КОН — гидроксид калия, RbOH — гидроксид рубидия, CsOH — гидроксид цезия. Некоторые из них имеют технические названия, например гидроксид натрия называют едким натром или каустической содой, гидроксид калия — едкое кали. Все гидроксиды щелочных металлов — бесцветные, гигроскопичные, хорошо растворимые в воде вещества, проявляющие сильные основные свойства и имеющие общие название щёлочи. Основные свойства этих соединений возрастают в ряду от LiOH к CsOH (самое сильное из всех оснований), что объясняется увеличением радиуса атома металла (от Li к Cs) и, следовательно, увеличением поляризуемости связи Me—ОН. В водных растворах щёлочи почти полностью диссоциируют и проявляют все свойства, характерные для оснований.

Щёлочи легко вступают в реакции с минеральными кислотам с образованием солей и воды. Эти реакции называют реакциями нейтрализации.

Они взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей и воды. На воздухе щёлочи поглощают влагу и оксид углерода (IV), поэтому их используют в качестве осушителей газов. Углекислый газ поглощают не только твёрдые щёлочи, но и их водные растворы:

Гидроксиды щелочных металлов реагируют с солями, причём в данном случае реакции идут до конца, если один из образующихся продуктов выпадает в виде осадка:

Они взаимодействуют с амфотерными гидроксидами:

Водные растворы щелочей вступают в реакции с галогенами (хлором и бромом):

В промышленности гидроксиды лития, натрия и калия получают электролизом водных растворов соответствующих хлоридов.

Из химических методов получения щелочей следует отметить карбонатный метод:

В основе метода лежит реакция взаимодействия соды (Na2C03) с гашенной известью (Са(ОН)2), причём реакция смещается в сторону образования щёлочи, так как образуется малорастворимый карбонат кальция (СаС03).

Гидроксиды щелочных металлов можно получать при взаимодействии соответствующих металлов или их оксидов с водой:

Применение

Гидроксид натрия — один из важнейших продуктов химической промышленности. Его используют для производства красок, мыла, бумаги и искусственного волокна, применяют для очистки нефтепродуктов — керосина и бензина, в химических синтезах, текстильной и кожевенной промышленности, как осушающий агент для газов и многих органических жидкостей.

Гидроксид калия — более дорогой продукт. Широко применяется для изготовления различных сортов жидкого мыла, мер- серированного хлопка, как осушитель аммиака и других, не реагирующих с ним газов. Гидроксиды лития, натрия и калия применяют как электролиты в аккумуляторах.

Соли щелочных металлов

Щелочные металлы образуют соли со всеми кислотами. Почти все они хорошо растворимы в воде. Наиболее широко используются соли натрия и калия.

Применение

Хлорид натрия (NaCl, поваренная, каменная соль) является приправой к пище, используется для консервирования пищевых продуктов, применяется в химической промышленности для получения хлора, едкого натра, соляной кислоты, хлорной извести, соды и др.

Карбонат натрия (Na2C03, сода, углекислая сода) применяется для производства стекла, мыла и других моечных средств, гидроксида натрия, для очистки нефтепродуктов, при производстве алюминия и искусственных волокон.

Гидрокарбонат натрия (NaHC03, питьевая, пищевая сода) используется как лекарственное средство, источник углекислого газа при производстве хлеба и кондитерских изделий, компонент огнетушащих составов, в производстве безалкогольных напитков и искусственных минеральных вод.

Сульфат натрия (Na2S04) в природе встречается в виде минерала мирабилита (глауберова соль), используют при производстве стекла, крашении хлопчатобумажных тканей, для получения силикатов натрия, соды, серной кислоты и др.; глауберова соль используется в медицине как слабительное средство.

Подавляющее большинство добываемых солей калия используются как калийные удобрения для подкормки растений. Наиболее важными из них являются: хлорид калия (КС1). который получают из природного минерала сильвинита (КС1 • NaCl), каинита (MgS04 • КС1 • ЗН20) и сульфат калия (K2S04).

Распространение в природе

Натрий — один из наиболее распространённых элементов на Земле (2,3%), обнаружен в атмосфере Солнца и межзвездном пространстве. В земной коре содержится: лития — 0,002%, калия — 2,1%, рубидия 0,009%, цезия — 0,0003%.

Природные соединения и минералы: NaCl — галит (каменная соль), КС1 — сильвит, КС1 • NaCl — сильвинит, K[AlSi03Og] — калиевый полевой шпат (ортоклаз).

ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ

• 1. Какой из элементов натрий или рубидий обладает большими металлическими свойствами? Дайте объяснения.
• 2. Как изменяется активность элементов I группы главной подгруппы с ростом порядкового номера. Рассмотрите взаимодействие элементов этой подгруппы с кислородом воздуха при обычных условиях. Как влияет активность элемента на образующийся продукт реакции?
• 3. Как изменяются основные свойства оксидов от Li к Cs?
• 4. Рассмотрите изменение основных свойств гидроксидов от Li к Cs. Приведите объяснения.
• 5. Запишите уравнения нейтрализации гидроксидом натрия фосфорной кислоты при недостатке и избытке щёлочи. Дайте названия образовавшимся продуктам реакции.
• 6* Напишите уравнения реакций между NaOH и амфотерными гидроксидами Zn(OH)2 и РЬ(ОН)2.
• 7. Запишите уравнения реакций для следующих превращений:

8* При взаимодействии 3,42 г щелочного металла с водой выделяется 0,448 л водорода (н. у.). Какой металл вступил в реакцию?

ТЕСТЫ

• 1. Какой щелочной металл содержится в составе соединения, если при внесении в пламя горелки оно окрашивается в жёлтый цвет?
• а) калий; в) литий;
• б) натрий; г) рубидий.
• 2. С какой кислотой взаимодействует металлический калий, если в реакции не выделяются газообразные продукты?
• а) НС1(разб.); в) HN03(pas6.);
• б) НЫ03(конц.); г) H2S04(kohp.).
• 3. С каким из веществ не реагирует NaOH?

a) S02; б) HN03; B)MgCl2; г) ВаС12.

4. С каким из веществ не реагирует К20?

a) S03; б) Н20; в)НС1; г) СО.

5. Какой из металлов нельзя использовать в металлотермии при получении щелочных металлов?

a) Mg; б) Са; в) Си; г)А1.

Общая характеристика металлов.

Металлы – это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка – решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами. У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической.                           Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:

Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg

Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%; магния — 2,3%; калия – 2,1%; титана — 0,56%.

Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, — 0,12%.
В природе металлы встречаются в различном виде:
— в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть
— в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3 и др.
— в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 • 2SiO2 • 2Н2О, алунит (Na,K)2O • АlО3 • 2SiO2 и др.
— различных солей:
сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,
хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl2 • 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4 фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел, мрамор СаСО3, магнезит МgСО3.
Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал — в оловянные.
Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.

Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Общая характеристика:                                                                                                                             К элементам главной подгруппы I-ой группы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принято называть щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы.

Эти металлы в своих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнение электронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурацию можно в общем виде обозначить так: ns1, где n – номер периода, в котором находится металл.                     Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы.

Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий – золотисто-желтый. Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Cs самопроизвольно загораются на воздухе.

Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность по Полингу атомов элементов IA группы.

При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом (кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуру плавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая в бурную реакцию:

2 Me + 2 H2O = 2 MeOH + H2­.

Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочных металлов “стремятся отдавать свой валентный электрон, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа”. Это не совсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его в положительно заряженный ион:

Me – e + ПИ = Me+

необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации). При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию – увеличивается. И уж совсем неожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов: изолированные атомы щелочных металлов “с удовольствием”, т.е. с выделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:

Me + e = Me- + СЭ.

Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомов щелочных металлов – это одно, а их поведение в молекулах, т.е. при взаимодействии с атомами других химических элементов – это качественно другая ситуация. В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярные орбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместном пользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образования ионной связи.

Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1. Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 – в молекулах Ме2 и в металлическом состоянии и +1 – в соединениях ( ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочных металлов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой и малой плотностью.

Получение

Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:

2KCl = 2K+ + 2Cl-,
катод 2K+ + 2e = 2K; анод 2Cl- -2e = Cl2.

Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, oС

Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:

4МеOH = 4Ме + 2H2O­ + O2­.

Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения, можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов, карбонатов при высоких температурах:

3Li2O + 2Al 6Li­ + Al2O3,
4NaCl + 3CaO + Si 4Na­ + 2CaCl2 + CaSiO3.

Свойства: Щелочные металлы – очень сильные восстановители. Они энергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурно взаимодествуют с кислотами. В общем виде (обозначая атом щелочного металла просто Ме) эти реакции будут выглядеть так:

2Me + H2 = 2MeH (гидриды),
2Me + Г2 = 2MeГ (галогениды),
2Me + S = Me2S (сульфиды),
3Me + P = Me3P (фосфиды),
6Me + N2 = 2Me3N (нитриды),
2Me + 2H2O = 2MeOH + H2­.

Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:

MeH + H2O = MeOH + H2­,
2MeH + O2 = 2 MeOH.

Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:

MeF + H2O = MeOH + HF.

Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:

TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl.

Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах. Na эффективен при осушке органических растворителей. Сs применяется для изготовления фотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химических элементов.

Оксиды и пероксиды щелочных металлов

Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов – Me2O, пероксидов – Me2O2. Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:

· Li2O,

· Na2O, Na2O2 (пероксид),

· K2O, K2O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид),

· Rb2O, Rb2O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид),

· Cs2O, Cs2O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид).

Литий не образует пероксидов, у Na – один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO2, у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:

4 Li + O2 2 Li2O,
2 Na + O2 Na2O2,
K + O2 = KO2.

Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:

2МеO2 Ме2O2 + О2­

и пероксидов:

Ме2O2 + 2Ме 2 Ме2O.

Li2О обычно получают при нагревании его карбоната:

Li2CO3 Li2O + CO2­.

Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:

Ме2O + H2O = 2 МеOH.

Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:

Ме2O2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2,
2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2­,

с кислотными оксидами и кислотами:

Me2O + SO3 = Me2SO4,
Me2O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2O,
Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4 + H2O2,
4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2.

Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:

Me2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Me2SO4 + 2H2O,

но могут и сами окисляться:

5Me2O2 + 2KMnO4 +8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2SO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2­ .

Надпероксид калия поглощает СО2 и регенерирует кислород:

4KO2 + 2H2O + 2CO2 = 4KHCO3 + O2­.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.

Получение

Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:

Me2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4¯ + 2 MeOH,
Me2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3¯ + 2 MeOH,

электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:

2 МеCl + 2 H2O = 2 МеOH + H2­ + Cl2­,
катод: 2H+ + 2e = H2; анод: 2Cl- – 2e = Cl2.

Свойства

Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы – это самые сильные основания. Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяет использовать их в качестве эффективных осушителей. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли.

2Al + 2 MeOH + 6 H2O = 2Me[Al(OH)4] + 3H2­,
Cl2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + H2O,
MeOH + HCl = MeCl + H2O,
NH4Cl + MeOH = MeCl + NH3­ + H2O,
CuCl2 + 2MeOH = Cu(OH)2¯ + 2MeCl,
NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O,
2 MeOH + CO2 = Me2CO3 + H2O,
2 MeOH + H2SO4 = Me2SO4 + 2 H2O.

Натриевые соли очень широко используются в химической промышленности, их применение рассматривается в соответствующих группах неметаллов.

Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.